GRUPO II A

UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO…..INFORME GRUPO I Y II
GRUPO IA - II A
OBJETIVOS:
•
Observar las propiedades del Mg, Ca, Ba.
•
Observar la solubilidad de los metales alcalinos
INTRODUCCIÓN:
Los alcalinos parte de la tabla periodica en el grupo IA Reaccionan
con facilidad con halógenos para formar sales iónicas, y con agua
para formar hidróxidos fuertemente básicos. Todos tienen un solo
electrón en su nivel energético más externo, con tendencia a
perderlo, con lo que forman un ión monopositivo, M+.
Los elementos presentes en este grupo son: Litio, Sodio, Rubidio
Cesio y Francio.
En este informe sólo se hablará del Sodio debido al no uso del Francio
por su gran radioactividad.
FUNDAMENTO TEÓRICO:
GRUPO IA
Alcalino
Los metales alcalinos son un grupo de elementos que forman una
serie química. Estos elementos se encuentran situados en el grupo 1
de la tabla periódica y son los siguientes: litio, sodio, potasio, rubidio,
cesio y francio. También se conocen como el grupo de los alcalinoterreos, haciendo alusion al hecho de que estos elementos son
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constituyentes comunes de las cenizas vegetales. El término alcalino
tambien hace referencia al caracter básico de sus oxidos.
Son metales de baja densidad, coloreados y blandos. Reaccionan con
facilidad con halógenos para formar sales iónicas, y con agua para
formar hidróxidos fuertemente básicos. Todos tienen un sólo electrón
en su nivel energético más externo. Estos electrones poseen un bajo
potencial de oxidación, por lo que los átomos tienen tendencia a
perderlo, con lo que forman un ión monopositivo, M+, con la
estructura del gas noble que le antecede en la tabla. Son pocos
polarizables y muy estables por lo que no ocurre otro estado de
oxidacion.
El hidrógeno, con un único electrón, se sitúa normalmente dentro de
la tabla periódica en el mismo grupo de los metales alcalinos (aunque
otras veces aparece separado de éstos o en otra posición); sin
embargo, para arrancar este electrón es necesaria mucha más
energía que en el caso de los alcalinos. Como en los halógenos, el
hidrógeno sólo necesita un electrón para completar su nivel de
energía más externo, por lo que en algunos aspectos el hidrógeno es
similar a los halógenos, formando, al igual que éstos, hidruros (MH)
con los metales alcalinos.
1.1
HIDROGENO:
•
Numero Atomico: 1
•
Masa Atomica: 1,00794
Es un elemento gaseoso reactivo, insípido, incoloro e inodoro. Su
número atómico es 1 y pertenece al grupo 1 (o IA) del sistema
periódico.
En un principio no se le distinguía de otros gases hasta que el
químico británico Henry Cavendish demostró en 1766 que se formaba
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en la reacción del ácido sulfúrico con los metales y, más tarde,
descubrió que el hidrógeno era un elemento independiente que se
combinaba con el oxígeno para formar agua. El químico británico
Joseph Priestley lo llamó ‘aire inflamable’ en 1781, y el químico
francés Antoine Laurent de Lavoisier le dio finalmente el nombre de
hidrógeno.
Propiedades y estado natural
Como la mayoría de los elementos gaseosos, el hidrógeno es
diatómico (sus moléculas contienen dos átomos), pero a altas
temperaturas se disocia en átomos libres. Sus puntos de ebullición y
fusión son los más bajos de todas las sustancias, a excepción del
helio. Su punto de fusión es de -259,2 °C y su punto de ebullición de
-252,77 °C. A 0 °C y bajo 1 atmósfera de presión tiene una densidad
de 0,089 g/l. Su masa atómica es 1,007. El hidrógeno líquido,
obtenido por primera vez por el químico británico James Dewar en
1898 (véase Criogenia), es incoloro (excepto en capas gruesas, que
tienen un aspecto azul pálido) y tiene una densidad relativa de 0,070.
Si se deja evaporar rápidamente bajo poca presión se congela
transformándose en un sólido incoloro.
El hidrógeno es una mezcla de dos formas diferentes, ortohidrógeno
(los núcleos giran en paralelo) y parahidrógeno (los núcleos no giran
en paralelo). El hidrógeno ordinario está compuesto de unas tres
cuartas partes de ortohidrógeno y una cuarta parte de parahidrógeno.
Los puntos de ebullición y fusión
de
ambas
formas
difieren
ligeramente de los del hidrógeno ordinario. El hidrógeno puro puede
obtenerse por adsorción del hidrógeno ordinario en carbón a una
temperatura de -225 °C.
Se sabe que el hidrógeno tiene tres isótopos. El núcleo de cada
átomo de hidrógeno ordinario está compuesto de un protón. El
deuterio, que está presente en la naturaleza en una proporción de
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0,02%, contiene un protón y un neutrón en el núcleo de cada átomo
y tiene una masa atómica de dos. El tritio, un isótopo radiactivo e
inestable, contiene un protón y dos neutrones en el núcleo de cada
átomo y tiene una masa atómica de tres.
El hidrógeno en estado libre sólo se encuentra en muy pequeñas
cantidades en la atmósfera, aunque en el espacio interestelar abunda
en el Sol y otras estrellas, siendo de hecho el elemento más común
en el Universo. En combinación con otros elementos se encuentra
ampliamente distribuido en la Tierra, en donde el compuesto más
abundante e importante del hidrógeno es el agua, H2O. El hidrógeno
se halla en todos los componentes de la materia viva y de muchos
minerales. También es parte esencial de todos los hidrocarburos y de
una gran variedad de otras sustancias orgánicas. Todos los ácidos
contienen hidrógeno; una de las características que define a los
ácidos es su disociación en una disolución, produciendo iones
hidrógeno (véase Ácidos y bases).
Aplicaciones
El hidrógeno reacciona con una gran variedad de elementos no
metálicos. Se combina con nitrógeno en presencia de un catalizador
formando amoníaco (véase Fijación de nitrógeno); con azufre
formando sulfuro de hidrógeno; con cloro formando cloruro de
hidrógeno y con oxígeno para formar agua. Para que se produzca la
reacción entre oxígeno e hidrógeno a temperatura ambiente se
necesita la presencia de un catalizador como el platino finamente
dividido. Si se mezcla con aire u oxígeno y se prende, explota.
También se combina con ciertos metales como sodio y litio, formando
hidruros. Actúa como agente reductor de óxidos metálicos como el
óxido de cobre, extrayendo el oxígeno y dejando el metal en estado
puro. El hidrógeno reacciona con compuestos orgánicos insaturados
formando los compuestos saturados correspondientes.
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Se obtiene en el laboratorio por la acción de ácidos diluidos sobre los
metales, como el cinc, y por electrólisis del agua. Industrialmente se
producen
grandes
cantidades
de
hidrógeno
a
partir
de
los
combustibles gaseosos. El hidrógeno se separa del vapor de agua, del
gas natural y del gas de hulla, bien por licuación de los demás
componentes del gas, bien por conversión catalítica del monóxido de
carbono en dióxido de carbono, que resulta fácilmente extraíble.
El hidrógeno es un producto derivado importante en muchas
reacciones de electrólisis (véase Electroquímica). Se emplean grandes
cantidades de hidrógeno en la elaboración del amoníaco y en la
síntesis de alcohol metílico. La hidrogenación de aceites para producir
grasas comestibles, la de la hulla para producir petróleo sintético, y la
que tiene lugar en el refinado del petróleo, requieren grandes
cantidades de hidrógeno.
Es el gas menos pesado que existe y se ha utilizado para inflar globos
y dirigibles. Sin embargo, arde fácilmente y varios dirigibles, como el
Hindenburg, acabaron destruidos por incendios. El helio, que tiene un
92% de la capacidad de elevación del hidrógeno, y además no es
inflamable,
se
emplea
en
su
lugar
siempre
que
es
posible.
Normalmente se almacena el hidrógeno en cilindros de acero bajo
presiones de 120 a 150 atmósferas. También se usa el hidrógeno en
sopletes para corte, fusión y soldadura de metales.
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1.2
LITIO
Litio
Es un elemento metálico, blanco plateado, químicamente reactivo, y
el más ligero en peso de todos los metales. Pertenece al grupo 1 (o
IA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinos. Su
número atómico es 3.
El descubrimiento del elemento se le adjudica por lo general a Johann
A. Arfvedson en 1817. Químicamente, el litio se asemeja al sodio en
su comportamiento. Se obtiene por la electrólisis de una mezcla de
cloruro de litio y potasio fundidos. Se oxida al instante y se corroe
rápidamente al contacto con el aire; para almacenarlo, debe
sumergirse en un líquido tal como la nafta. El litio ocupa el lugar 35
en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. No existe
en la naturaleza en estado libre, sino sólo en compuestos, que están
ampliamente distribuidos. El metal se usa como desoxidante y para
extraer los gases no deseados durante la fabricación de fundiciones
no ferrosas. El vapor del litio se usa para evitar que el dióxido de
carbono y el oxígeno formen una capa de óxido en los hornos durante
el tratamiento térmico del acero. Entre los compuestos importantes
del litio están el hidróxido, utilizado para eliminar el dióxido de
carbono en los sistemas de ventilación de naves espaciales y
submarinos,
y
el
hidruro,
utilizado
para
inflar
salvavidas;
su
equivalente de hidrógeno pesado (deuterio), se utiliza para fabricar la
bomba de hidrógeno. El carbonato de litio, un mineral común, se usa
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en
el
tratamiento
de
las
psicosis
maníaco-depresivas
(véase
Depresión).
El litio tiene un punto de fusión de 181 °C, un punto de ebullición de
1.342 °C y una densidad relativa de 0,53. Su masa atómica es 6,941.
1.3
SODIO
Sodio
Es un elemento metálico blanco plateado, extremamente blando y
muy reactivo. En el grupo 1 (o IA) del sistema periódico, el sodio es
uno de los metales alcalinos. Su número atómico es 11. Fue
descubierto en 1807 por el químico británico Humphry Davy.
Propiedades y estado natural
El sodio elemental es un metal tan blando que puede cortarse con un
cuchillo. Tiene una dureza de 0,4. Se oxida con rapidez al exponerlo
al aire y reacciona violentamente con agua formando hidróxido de
sodio e hidrógeno. Tiene un punto de fusión de 98 °C, un punto de
ebullición de 883 °C y una densidad relativa de 0,97. Su masa
atómica es 22,9898.
Sólo se presenta en la naturaleza en estado combinado. Se encuentra
en el mar y en los lagos salinos como cloruro de sodio, NaCl, y con
menor frecuencia como carbonato de sodio, Na2CO3, y sulfato de
sodio, Na2SO4. El sodio comercial se prepara descomponiendo
electrolíticamente cloruro de sodio fundido. El sodio ocupa el séptimo
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lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. Es
un componente esencial del tejido vegetal y animal.
Aplicaciones
El elemento se utiliza para fabricar tetraetilplomo y como agente
refrigerante en los reactores nucleares (véase Energía nuclear). El
compuesto de sodio más importante es el cloruro de sodio, conocido
como sal común o simplemente sal. Otros compuestos importantes
son el carbonato de sodio, conocido como sosa comercial, y el
bicarbonato de sodio, conocido también como bicarbonato de sosa. El
hidróxido de sodio, conocido como sosa cáustica se usa para fabricar
jabón, rayón y papel, en las refinerías de petróleo y en la industria
textil y del caucho o hule. El tetraborato de sodio se conoce
comúnmente como bórax. El fluoruro de sodio, NaF, se utiliza como
antiséptico, como veneno para ratas y cucarachas, y en cerámica. El
nitrato de sodio, conocido como nitrato de Chile, se usa como
fertilizante. El peróxido de sodio, Na2O2, es un importante agente
blanqueador y oxidante. El tiosulfato de sodio, Na2S2O3·5H2O, se
usa en fotografía como agente fijador.
1.4.- POTASIO:
Potasio
Es un elemento metálico, extremamente blando y químicamente
reactivo. Pertenece al grupo 1 (o IA) del sistema periódico y es uno
de los metales alcalinos. El número atómico del potasio es 19.
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Estado natural
Fue descubierto y nombrado en 1807 por el químico británico sir
Humphry Davy. El metal es blanco plateado y puede cortarse con un
cuchillo. Tiene una dureza de 0,5. Se da en tres formas isotópicas
naturales, de números másicos 39, 40 y 41. El potasio 40 es
radiactivo y tiene una vida media de 1.280 millones de años. El
isótopo más abundante es el potasio 39. Se han preparado
artificialmente varios isótopos radiactivos. El potasio tiene un punto
de fusión de 63 °C, un punto de ebullición de 760 °C y una densidad
de 0,86 g/cm3; la masa atómica del potasio es 39,098.
El potasio metal se prepara por la electrólisis del hidróxido de potasio
fundido o de una mezcla de cloruro de potasio y fluoruro de potasio.
El metal se oxida en cuanto se le expone al aire y reacciona
violentamente
con
agua,
produciendo
hidróxido
de
potasio
e
hidrógeno gas. Debido a que el hidrógeno producido en la reacción
con el agua arde espontáneamente, el potasio se almacena siempre
bajo un líquido, como la parafina, con la que no reacciona.
El potasio ocupa el octavo lugar en abundancia entre los elementos
de la corteza terrestre; se encuentra en grandes cantidades en la
naturaleza en minerales tales como la carnalita, el feldespato, el
nitrato de Chile, la arenisca verde y la silvita. El potasio está presente
en todo el tejido vegetal y animal, y es un componente vital de los
suelos fértiles.
Aplicaciones
El potasio metal se usa en las células fotoeléctricas. El potasio forma
varios
compuestos
semejantes
a
los
compuestos
de
sodio
correspondientes, basados en la valencia 1. Vamos a estudiar algunos
de los compuestos más importantes del elemento: El bromuro de
potasio (KBr), un sólido blanco formado por la reacción de hidróxido
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de potasio con bromo, se utiliza en fotografía, grabado y litografía, y
en medicina como sedante. El cromato de potasio (K2CrO4), un
sólido cristalino amarillo, y el dicromato de potasio (K2Cr2O7), un
sólido cristalino rojo, son poderosos agentes oxidantes utilizados en
cerillas o fósforos y fuegos artificiales, en el tinte textil y en el curtido
de cuero. El yoduro de potasio (KI) es un compuesto cristalino
blanco, muy soluble en agua, usado en fotografía para preparar
emulsiones y en medicina para el tratamiento del reuma y de la
actividad excesiva del tiroides. El nitrato de potasio (KNO3) es un
sólido
blanco
preparado
por
la
cristalización
fraccionada
de
disoluciones de nitrato de sodio y cloruro de potasio, y se usa en
cerillas o fósforos, explosivos y fuegos artificiales, y para adobar
carne. Se encuentra en la naturaleza como nitrato de Chile. El
permanganato de potasio (KMnO4) es un sólido púrpura cristalino,
que se usa como desinfectante y germicida y como agente oxidante
en muchas reacciones químicas importantes. El sulfato de potasio
(K2SO4) es un sólido cristalino blanco, importante fertilizante de
potasio que se usa también para la preparación del sulfato de
aluminio y potasio o alumbre. El hidrogentartrato de potasio, que
suele llamarse crémor tártaro, es un sólido blanco utilizado como
levadura en polvo y en medicina.
El término potasa designaba originalmente al carbonato de potasio
obtenido lixiviando cenizas de madera, pero ahora se aplica a
diversos compuestos de potasio. El carbonato de potasio, (K2CO3),
un sólido blanco, llamado también potasa, se obtiene de la ceniza de
la madera u otros vegetales quemados, y también por reacción del
hidróxido de potasio con dióxido de carbono. Se usa para fabricar
jabón blando y vidrio. El clorato de potasio (KClO3), llamado clorato
de potasa, es un compuesto blanco cristalino, que se obtiene por la
electrólisis de una disolución de cloruro de potasio. Es un agente
oxidante poderoso y se utiliza en cerillas (cerillos), fuegos artificiales
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y explosivos, así como desinfectante y para obtener oxígeno. El
cloruro de potasio (KCl) es un compuesto blanco cristalino llamado
comúnmente cloruro de potasa o muriato de potasa, y es un
componente común de las sales minerales de potasio, de las que se
obtiene por volatilización. Es un importante abono de potasio y
también se usa para obtener otros compuestos de potasio. El
hidróxido de potasio (KOH), llamado también potasa cáustica, un
sólido blanco que se disuelve con la humedad del aire, se prepara por
la electrólisis del cloruro de potasio o por reacción del carbonato de
potasio y el hidróxido de calcio; se usa en la fabricación de jabón y es
un importante reactivo químico. Se disuelve en menos de su propio
peso de agua, desprendiendo calor y formando una disolución
fuertemente alcalina.
1.4
RUBIDIO
Rubidio
Es un elemento metálico químicamente reactivo de número atómico
37. Pertenece al grupo 1 (o IA) del sistema periódico, y es uno de los
metales alcalinos.
Fue descubierto mediante espectroscopia en 1860 por el químico
alemán Robert Wilhelm Bunsen y el físico alemán Gustav Robert
Kirchhoff, quienes nombraron el elemento por las destacadas líneas
rojas de su espectro. El rubidio metálico es blanco-plateado y muy
blando. Es el tercero en actividad de los metales alcalinos. Se oxida
inmediatamente cuando se le expone al aire y arde espontáneamente
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para formar óxido de rubidio. Reacciona violentamente con el agua.
En su comportamiento químico, el rubidio se parece al sodio y al
potasio. Tiene un punto de fusión de 39 °C, un punto de ebullición de
686 °C, y una de densidad 1,53 g/cm3; su masa atómica es 85,468.
Es un elemento ampliamente distribuido, y ocupa el lugar 23 en
abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. No se
encuentra en grandes sedimentos sino en pequeñas cantidades en
aguas minerales y en varios minerales asociados generalmente con
otros
metales
alcalinos.
También
se
encuentra
en
pequeñas
cantidades en el té, el café, el tabaco y en otras plantas, y los
organismos vivos pueden requerir cantidades diminutas del elemento.
El rubidio se utiliza en catalizadores y en células fotoeléctricas. La
desintegración radiactiva del isótopo rubidio 87 puede utilizarse para
determinar la edad geológica (véase Radiactividad).
1.5.- CESIO
Cesio
Es un elemento metálico químicamente reactivo, blanco y blando.
Pertenece al grupo 1 (o IA) del sistema periódico, y es uno de los
metales alcalinos. Su número atómico es 55.
El cesio fue descubierto en 1860 por el químico alemán Robert
Wilhelm Bunsen y el físico alemán Gustav Robert Kirchhoff mediante
el uso del espectroscopio.
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El cesio ocupa el lugar 64 en abundancia natural entre los elementos
de la corteza terrestre. Tiene un punto de fusión de 28 °C, un punto
de ebullición de 669 °C, y una densidad relativa de 1,88; su masa
atómica es 132,91. La fuente natural que produce la mayor cantidad
de cesio es un mineral poco frecuente llamado pólux (o polucita). Las
menas de este mineral encontradas en la isla italiana de Elba
contienen un 34% de óxido de cesio; las menas de pólux encontradas
en los estados de Maine y Dakota del Sur (EEUU), contienen un 13%
de óxido. El cesio también existe en la lepidolita, en la carnalita y en
ciertos feldespatos. Se extrae separando el compuesto de cesio del
mineral, transformando el compuesto así obtenido en cianuro, y
realizando la electrólisis del cianuro fundido. Se obtiene también
calentando sus hidróxidos o carbonatos con magnesio o aluminio, y
calentando sus cloruros con calcio. El cesio comercial contiene
normalmente rubidio, con el que coexiste habitualmente en los
minerales y al que se asemeja tanto que no se realiza ningún
esfuerzo para separarlos.
Al igual que el potasio, el cesio se oxida fácilmente cuando se le
expone al aire, y se usa para extraer el oxígeno residual de los tubos
de vacío. Debido a su propiedad de emitir electrones cuando se le
expone a la luz, se utiliza en la superficie fotosensible del cátodo de
la célula fotoeléctrica. El isótopo radiactivo cesio 137, que se produce
por fisión nuclear, es un derivado útil de las plantas de energía
atómica. El cesio 137 emite más energía que el radio y se usa en
investigaciones medicinales e industriales, por ejemplo como isótopo
trazador .
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1.6.-FRANCIO:
Francio
Es un elemento metálico radiactivo que se asemeja mucho al cesio en
sus propiedades químicas. Pertenece al grupo 1 (o IA) del sistema
periódico, y es uno de los metales alcalinos. Su número atómico es
87. Marguerite Perey del Laboratorio Curie del Instituto del Radio de
París descubrió el elemento en 1939.
Se produce cuando se desintegra el elemento radiactivo actinio. El
francio natural es radiactivo; su isótopo con vida más larga, el francio
223, o actinio-K, tiene una vida media de 22 minutos. Emite una
partícula beta con una energía de 1.100.000 electronvoltios (eV). Se
conocen isótopos con números másicos de 204 a 224.
El francio es el más pesado de los metales alcalinos, y es el elemento
más electropositivo. Todos sus isótopos son radiactivos y tienen una
vida corta
GRUPO IIA
Metal alcalinotérreo
Los alcalinotérreos o metales alcalinotérreos son un grupo de
elementos que forman una familia. Estos elementos se encuentran
situados en el grupo 2 de la tabla periódica y son los siguientes:
berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Este último no
siempre se considera, pues tiene un tiempo de vida media corto.
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El nombre de alcalinotérreos proviene del nombre que recibían sus
óxidos, tierras, que tienen propiedades básicas (alcalinas). Poseen
una electronegatividad ≤ 1,3 según la escala de Pauling.
Son metales de baja densidad, coloreados y blandos. Reaccionan con
facilidad con halógenos para formar sales iónicas, y con agua
(aunque no tan rápidamente como los alcalinos) para formar
hidróxidos fuertemente básicos. Todos tienen sólo dos electrones en
su nivel energético más externo, con tendencia a perderlos, con lo
que forman un ión dipositivo, M2+.
2.1.-BERILIO
Berilio
Es un elemento metálico, gris, frágil, con número atómico 4. Se le
llama berilio por su mineral principal, el berilo, un silicato de berilio y
aluminio. Fue descubierto como óxido en 1797 por el químico francés
Louis Nicolas Vauquelin; el elemento libre fue aislado por primera vez
en 1828 por Friedrick Wöhler y Antonine Alexandre Brutus Bussy,
independientemente. Puesto que sus compuestos solubles tienen
sabor dulce, al principio se le llamó glucinio, como referencia al
azúcar glucosa.
Propiedades y estado natural
El berilio, uno de los metales alcalinotérreos, ocupa el lugar 51 en
abundancia entre los elementos naturales de la corteza terrestre. Su
masa atómica es 9,012. Tiene un punto de fusión de unos 1.287 °C,
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un punto de ebullición de unos 3.000 °C, y una densidad de 1,85
g/cm3. El berilio tiene una alta resistencia por unidad de masa. Se
oxida ligeramente al contacto con el aire, cubriéndose con una fina
capa de óxido. La capacidad del berilio de rayar el vidrio se atribuye a
este
recubrimiento
óxido.
Los
compuestos
del
berilio
son
generalmente blancos (o incoloros en solución) y bastante similares
en sus propiedades químicas a los compuestos correspondientes de
aluminio. Esta similitud hace difícil separar el berilio del aluminio, que
casi siempre está presente en los minerales de berilio.
Aplicaciones
Añadiendo berilio a algunas aleaciones se obtienen a menudo
productos con gran resistencia al calor, mejor resistencia a la
corrosión, mayor dureza, mayores propiedades aislantes y mejor
calidad de fundición. Muchas piezas de los aviones supersónicos están
hechas de aleaciones de berilio, por su ligereza, rigidez y poca
dilatación. Otras aplicaciones utilizan su resistencia a los campos
magnéticos, y su capacidad para no producir chispas y conducir la
electricidad. El berilio se usa mucho en los llamados sistemas de
multiplexado.
A
pequeña
escala,
un
único
hilo
hecho
con
componentes de berilio de gran pureza puede transportar cientos de
señales electrónicas.
Puesto que los rayos X atraviesan fácilmente el berilio puro, el
elemento se utiliza en las ventanas de los tubos de rayos X. El berilio
y su óxido, la berilia, se usan también en la generación de energía
nuclear como moderadores en el núcleo de reactores nucleares,
debido a la tendencia del berilio a retardar o capturar neutrones.
Aunque los productos del berilio son seguros de usar y manejar, los
humos y el polvo liberados durante la fabricación son altamente
tóxicos. Deben tomarse precauciones extremas para evitar respirar o
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ingerir las más mínimas cantidades. Las personas que trabajan con
óxido de berilio utilizan capuchas diseñadas especialmente.
El berilio y su óxido se utilizan cada vez más en la industria. Aparte
de su importancia en la fabricación de los aviones y los tubos de
rayos X, el berilio se usa en ordenadores o computadoras, láser,
televisión, instrumentos oceanográficos y cubiertas protectoras del
cuerpo.
2.2.MAGNESIO:
Magnesio
Es un elemento metálico blanco plateado, relativamente no reactivo.
El magnesio es uno de los metales alcalinotérreos, y pertenece al
grupo 2 (o IIA) del sistema periódico. El número atómico del
magnesio es 12.
Propiedades y estado natural
El metal, aislado por vez primera por el químico británico Humphry
Davy en 1808, se obtiene hoy en día principalmente por la electrólisis
del cloruro de magnesio fundido. El magnesio es maleable y dúctil
cuando se calienta. Exceptuando el berilio, es el metal más ligero que
permanece estable en condiciones normales. El oxígeno, el agua o los
álcalis no atacan al metal a temperatura ambiente. Reacciona con los
ácidos, y cuando se calienta a unos 800 °C reacciona también con el
oxígeno y emite una luz blanca radiante. El magnesio tiene un punto
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de fusión de unos 649 °C, un punto de ebullición de unos 1.107 °C y
una densidad de 1,74 g/cm3; su masa atómica es 24,305.
El magnesio ocupa el sexto lugar en abundancia natural entre los
elementos de la corteza terrestre. Existe en la naturaleza sólo en
combinación química con otros elementos, en particular, en los
minerales carnalita, dolomita y magnesita, en muchos silicatos
constituyentes de rocas y como sales, por ejemplo el cloruro de
magnesio, que se encuentra en el mar y en los lagos salinos. Es un
componente esencial del tejido animal y vegetal.
Aplicaciones
El magnesio forma compuestos bivalentes, siendo el más importante
el carbonato de magnesio (MgCO3), que se forma por la reacción de
una sal de magnesio con carbonato de sodio y se utiliza como
material refractario y aislante. El cloruro de magnesio (MgCl2·6H2O),
que se forma por la reacción de carbonato u óxido de magnesio con
ácido clorhídrico, se usa como material de relleno en los tejidos de
algodón y lana, en la fabricación de papel y de cementos y cerámicas.
Otros compuestos son el citrato de magnesio (Mg3(C6H5O7)2·4H2O),
que se forma por la reacción de carbonato de magnesio con ácico
cítrico y se usa en medicina y en bebidas efervescentes; el hidróxido
de magnesio, (Mg(OH)2), formado por la reacción de una sal de
magnesio con hidróxido de sodio, y utilizado en medicina como
laxante, "leche de magnesia", y en el refinado de azúcar; sulfato de
magnesio (MgSO4·7H2O), llamado sal de Epson y el óxido de
magnesio (MgO), llamado magnesia o magnesia calcinada, que se
prepara calcinando magnesio con oxígeno o calentando carbonato de
magnesio, y que se utiliza como material refractario y aislante, en
cosméticos, como material de relleno en la fabricación de papel y
como laxante antiácido suave.
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Las aleaciones de magnesio presentan una gran resistencia a la
tracción. Cuando el peso es un factor a considerar, el metal se utiliza
aleado con aluminio o cobre en fundiciones para piezas de aviones;
en miembros artificiales, aspiradoras e instrumentos ópticos, y en
productos como esquíes, carretillas, cortadoras de césped y muebles
para exterior. El metal sin alear se utiliza en flashes fotográficos,
bombas incendiarias y señales luminosas, como desoxidante en la
fundición de metales y como afinador de vacío, una sustancia que
consigue la evacuación final en los tubos de vacío.
La producción mundial estimada de magnesio en 1989 fue de
350.000 toneladas.
2.3.-CALCIO:
Calcio
Es un elemento metálico, reactivo y blanco plateado. Pertenece al
grupo 2 (o IIA) del sistema periódico, y es uno de los metales
alcalinotérreos. Su número atómico es 20.
El químico británico sir Humphry Davy aisló el calcio en 1808
mediante electrólisis.
Propiedades y estado natural
El calcio tiene seis isótopos estables y varios radiactivos. Metal
maleable y dúctil, amarillea rápidamente al contacto con el aire.
Tiene un punto de fusión de 839 °C, un punto de ebullición de
1.484 °C y una densidad de 1,54 g/cm3; su masa atómica es 40,08.
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El calcio ocupa el quinto lugar en abundancia entre los elementos de
la corteza terrestre, pero no se encuentra en estado puro en la
naturaleza. Se da en varios compuestos muy útiles, tales como el
carbonato de calcio (CaCO3), del que están formados la calcita, el
mármol, la piedra caliza y la marga; el sulfato de calcio (CaSO4),
presente en el alabastro o el yeso; el fluoruro de calcio (CaF2), en la
fluorita; el fosfato de calcio o roca de fosfato (Ca3(PO4)2) y varios
silicatos. En aire frío y seco, el calcio no es fácilmente atacado por el
oxígeno, pero al calentarse, reacciona fácilmente con los halógenos,
el oxígeno, el azufre, el fósforo, el hidrógeno y el nitrógeno. El calcio
reacciona violentamente con el agua, formando el hidróxido Ca(OH)2
y liberando hidrógeno.
Aplicaciones
El metal se obtiene sobre todo por la electrólisis del cloruro de calcio
fundido, un proceso caro. Hasta hace poco, el metal puro se utilizaba
escasamente en la industria. Se está utilizando en mayor proporción
como desoxidante para cobre, níquel y acero inoxidable. Puesto que
el calcio endurece el plomo cuando está aleado con él, las aleaciones
de calcio son excelentes para cojinetes, superiores a la aleación
antimonio-plomo utilizada en la rejillas de los acumuladores, y más
duraderas como revestimiento en el cable cubierto con plomo. El
calcio, combinado químicamente, está presente en la cal (hidróxido
de calcio), el cemento y el mortero, en los dientes y los huesos (como
hidroxifosfato de calcio), y en numerosos fluidos corporales (como
componente de complejos proteínicos) esenciales para la contracción
muscular, la transmisión de los impulsos nerviosos y la coagulación
de la sangre.
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2.4.-ESTRONCIO:
Estroncio
Es un elemento metálico, dúctil, maleable y químicamente reactivo.
Pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico, y es uno de los
metales alcalino-térreos. Su número atómico es 38.
El estroncio metálico fue aislado por vez primera por el químico
británico sir Humphry Davy en 1808; el óxido se conocía desde 1790.
El estroncio tiene color plateado cuando está recién cortado. Se oxida
fácilmente al aire y reacciona con el agua para producir hidróxido de
estroncio e hidrógeno gas. Como los demás metales alcalino-térreos,
se prepara transformando el carbonato o el sulfato en cloruro, el cual,
por hidrólisis, produce el metal. Tiene un punto de fusión de 769 °C,
un punto de ebullición de 1.384 °C y una densidad de 2,6 g/cm3. Su
masa atómica es 87,62.
El estroncio nunca se encuentra en estado elemental, y existe
principalmente como estroncianita, SrCO3, y celestina, SrSO4. Ocupa
el lugar 15 en abundancia natural entre los elementos de la corteza
terrestre y está ampliamente distribuido en pequeñas cantidades. Las
cantidades mayores se extraen en México, Inglaterra y Escocia.
Debido a que emite un color rojo brillante cuando arde en el aire, se
utiliza en la fabricación de fuegos artificiales y en señales de
ferrocarril. La estronciana (óxido de estroncio), SrO, se usa para
recubrir las melazas de azúcar de remolacha. Un isótopo radiactivo
del elemento, el estroncio 85, se usa para la detección del cáncer de
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huesos. El estroncio 90 es un isótopo radiactivo peligroso que se ha
encontrado en la lluvia radiactiva subsiguiente a la detonación de
algunas armas nucleares.
2.5.-BARIO:
Bario
Es un elemento blando, plateado y altamente reactivo. Su número
atómico es 56. El bario fue aislado por primera vez en 1808 por el
científico
británico
sir
Humphry
Davy.
El
elemento
reacciona
intensamente con el agua, y se corroe rápidamente en aire húmedo.
De hecho, el elemento es tan reactivo que sólo existe en la
naturaleza como compuesto. Sus compuestos más importantes son
minerales: el sulfato de bario y el carbonato de bario (witherita),
BaCO3.
Metal alcalinotérreo, el bario es el 14º elemento más común,
ocupando una parte de 2.000 de la corteza terrestre. Su masa
atómica es 137,34. Su punto de fusión está a 725 °C, su punto de
ebullición a 1.640 °C, y su densidad relativa es 3,5.
El bario metálico tiene pocas aplicaciones prácticas, aunque a veces
se usa para recubrir conductores eléctricos en aparatos electrónicos y
en sistemas de encendido de automóviles. El sulfato de bario
(BaSO4) se utiliza también como material de relleno para los
productos de caucho, en pintura y en el linóleo. El nitrato de bario se
utiliza en fuegos artificiales, y el carbonato de bario en venenos para
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ratas. Una forma de sulfato de bario, opaca a los rayos X, se usa para
examinar por rayos X el sistema gastrointestinal.
2.6.-RADIO
Radio
(Del latín, radius, ‘rayo’),es un elemento metálico radiactivo, blancoplateado y químicamente reactivo. Pertenece al grupo 2 (o IIA) del
sistema periódico, y es uno de los metales alcalinotérreos. Su número
atómico es 88.
El radio fue descubierto en el mineral pechblenda por los químicos
franceses Marie y Pierre Curie en 1898. Estos descubrieron que el
mineral era más radiactivo que su componente principal, el uranio, y
separaron el mineral en varias fracciones con el fin de aislar las
fuentes
desconocidas
de
radiactividad.
Una
fracción,
aislada
utilizando sulfuro de bismuto, contenía una sustancia fuertemente
radiactiva, el polonio, que los Curie conceptuaron como nuevo
elemento. Más tarde se trató otra fracción altamente radiactiva de
cloruro de bario para obtener la sustancia radiactiva, que resultó ser
un nuevo elemento, el radio
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PARTE EXPERIMENTAL.
Experiencia 1.A 3 tubos de ensayo se le agrego Cacl2, Bacl2 , Mgcl2 luego se les
agrego 1ml de H2SO4
a cada tubo y se observo :
Tubo 1 :
Cacl2 +
H2SO4
HCl
Æ
+
CaSO4
Observación:
En esta reacción fue de color incolora, sin precipitado.
Tubo 2:
Mgcl2 +
H2SO4
Æ
HCl
+
Mg SO4
Observación:
Que al agregarle el ácido al Mgcl2 , fue de color opaco medio
transparente
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Tubo 3:
Bacl2 +
H2SO4
HCl
Æ
+
MgSO4
Observación:
En esta reacción fue lechosa y se noto un poco de precipitado.
Experiencia 2.A 3 tubos de ensayo se le agrego Cacl2, Bacl2 , Mgcl2 luego se les
agrego 1ml de NaOH
a cada tubo y se observo :
Tubo 1:
Mgcl2 +
NaOH
Æ
NaCl
Observación:
Resulto un color ligeramente transparente.
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+
Mg(OH)2
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Tubo 2:
Bacl2 +
NaOH
Æ
NaCl
+
Ba(OH)2
Observación:
Resulto una reacción un poco lechosa.
Tubo 3:
Cacl2 +
NaOH
Observación:
Resulto una reacción lechosa.
26
Æ
NaCl
+
Ca(OH)2
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CONCLUSIONES
•
Cuando los metales alcalinos reaccionan con el H2SO4 el que
mas precipita es el BaCl2.
•
Cuando reaccionan con el NaOH el que mas precipita es el
CaCl2
•
El Mg(OH)2 tiene un uso importante en el hogar porque forma
con el agua la leche de magnesia.
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RECOMENDACIONES
•
Tener cuidado al trabajar con una solucion concentrada como
el H2SO4
•
Cada reactivo con el que se trabaja tiene que tener su
determinada pipeta.
•
Esperar un tiempo prudente para así poder observar la
cantidad de precipitado que se forma en cada tubo.
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TAREA
ESTADO NATURAL GRUPO I Y II
GRUPO I:
Grupo de elementos químicos situados en la primera columna de la
tabla periódica, y compuesto por el litio, el sodio, el potasio, el
rubidio, el cesio y el francio. Todos ellos pueden ser clasificados
como metales. Dada la extrema facilidad con la que se oxidan en
presencia del oxígeno no se encuentran en la naturaleza en estado
puro.
Se
obtienen
de
sus
sales
fundidas
por
electrolisis,
almacenándolos después en líquidos orgánicos inertes, como los
hidrocarburos. El sodio y el potasio son muy abundantes en la
corteza terrestre, aunque los restantes son bastante escasos. Con
excepción del litio, que es bastante duro, todos son blandos
(pueden cortarse con un cuchillo), muy corrosivos y plateados.
El término alcalino también hace referencia al carácter básico de sus
óxidos.
GRUPO II
Los metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que forman
una familia. Estos elementos se encuentran situados en el grupo 2 de
la tabla periódica y son los siguientes: berilio, magnesio, calcio,
estroncio, bario y radio. Este último no siempre se considera, pues es
radiactivo y tiene una vida media corta.
El nombre de alcalinotérreos proviene del nombre que recibían sus
óxidos, tierras, que tienen propiedades básicas (alcalinas). Poseen
una electronegatividad ≤ 1,3 según la escala de Pauling.
Son metales de baja densidad, coloreados y blandos. Reaccionan con
facilidad con halógenos para formar sales iónicas, y con agua
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(aunque no tan rápidamente como los alcalinos) para formar
hidróxidos fuertemente básicos. Todos tienen sólo dos electrones en
su nivel energético más externo, con tendencia a perderlos, con lo
que forman un ión dipositivo, M2+.
Aplicación en la industria:
Na:
El sodio es utilizado en la industria para la fabricación de cianurote
sodio, la amida sodica, detergentes blanqueadores, colorantes y el
peroxido, también es utilizada para la fabricación de sosa cáustica o
lejía el cual se utiliza para la fabricación de jabones, celulosa , pulpa
y papel, también es utilizada como electrolito en las materias
alcalinas .
El Na2CO3 , es utilizada para la fabricación de vidrio.
K:
El potasio es utilizado en la tecnología electrónica (radio y televisión)
,para la determinar la edad de las rocas antiguas, como fertilizante en
la agricultura( KCl y K2SO4 ), para la obtención de la pólvora (a partir
de KNO3 ),para la fabricación de vidrios de alto punto de fusión,
preparación de jabones blandos
Mg:
Se utiliza en la fabricación de material refractivo, para la preparación
de sulfato o sal inglesa, también es utilizado en la industria
automovilística.
El oxido de magnesio se utiliza como componente de los ladrillos
refractores, utilizado para el recubrimiento de
temperaturas.
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los hornos a altas
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Ca:
Se utiliza en la albañilería para la preparación del mortero , donde se
obtiene una suspensión de Ca(OH)2 ,es utilizado en la preparación de
cementos y compuestos químicos . El CaCl3 es utilizado como un
abrasivo suave, en la pasta de dientes y los limpiadores domésticos
Sr:
Es utilizada en la industria pirotécnica.
Ba:
El BaSO4 , es utilizado como blanqueador de los papeles, fotografías ,
diagnósticos del rayo X del aparato digestivo.
Obtención del sodio (Na)
Actualmente se obtiene por electrólisis de cloruro sódico fundido,
procedimiento más económico que el anteriormente usado, la
electrólisis del hidróxido de sodio. Es el metal más barato.
El compuesto más abundante de sodio es el cloruro sódico o sal
común, aunque también se encuentra presente en diversos minerales
como anfíboles, trona, halita, zeolitas, etc.
obtención del potasio (K)
Debido a su insolubilidad es muy difícil obtener el metal puro a partir
de sus minerales. Aun así, en antiguos lechos marinos y de lagos
existen grandes depósitos de minerales de potasio (carnalita,
langbeinita, polihalita y silvina) en los que la extracción del metal y
sus sales es económicamente viable.
La principal mena de Potasio es la potasa que se extrae en California,
Alemania, Nuevo México, Utah y otros lugares. En Saskatchewan hay
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grandes depósitos de potasa a 900 m de profundidad que en el futuro
pueden convertirse en fuentes importantes de potasio y sales de
potasio.
Los océanos también pueden ser proveedores de potasio, pero en un
volumen cualquiera de agua salada la cantidad de potasio es mucho
menor que la de sodio, disminuyendo el rendimiento económico de la
operación.
Gay-Lussac y Thenard utilizaron en 1808 un método consistente en
fundir la potasa y hacerla atravesar hierro calentado al blanco para
obtener el potasio, método que se empleó hasta 1823, año en que
Brunner obtuvo el metal calentando al rojo vivo una mezcla de
carbonato potásico y carbón. Ambos métodos tenían un rendimiento
muy deficiente, hasta que Sainte-Claire Deville descubrió que el
método de Brunner mejoraba utilizando en la mezcla carbonato
cálcico. En la actualidad el metal se obtiene por electrólisis de su
hidróxido
en
un
proceso
que
ha
sufrido
tan
sólo
pequeñas
modificaciones desde la época de Davy.
Obtención Magnesio (Mg)
El magnesio es el séptimo elemento más abundante en la corteza
terrestre, sin embargo no se encuentra libre, aunque entra en la
composición de más de 60 minerales, siendo los más importantes
industrialmente los depósitos de dolomía, dolomíta, magnesita,
brucita, carnalita y olivino.
En los EE.UU. el metal se obtiene principalmente por electrólisis del
cloruro de magnesio, método que ya empleara Bunsen, obtenido de
salmueras y agua de mar.
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Obtención Calcio (Ca)
Es el quinto elemento en abundancia en la corteza terrestre (3,6% en
peso) pero no se encuentra en estado nativo sino formando
compuestos con gran interés industrial como el carbonato (calcita,
mármol, caliza y dolomita) y el sulfato (yeso, alabastro) a partir de
los cuales se obtienen la cal viva, la escayola, el cemento, etc.; otros
mineral que lo contienen son fluorita (fluoruro), apatito (fosfato) y
granito (silicato).
El metal se aísla por electrólisis del cloruro de calcio (subproducto del
proceso Solvay) fundido:
33
•
cátodo: Ca2+ + 2 e- → Ca
•
ánodo: Cl- → ½ Cl2 (gas) + e-